1. El documento habla sobre las reacciones ácido-base y las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la naturaleza de los ácidos y bases. 2. Describe las características de los ácidos y bases, su neutralización y la ionización del agua. 3. Explica conceptos como el pH, pKa, hidrólisis de sales y disoluciones amortiguadoras.

1. TEMA 8 REACCIONES ÁCIDO-BASE O DE INTERCAMBIO DE PROTONES

2. 1.-CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES. Ácidos: Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. ácidos importantes son :el salfumán ( ácido clorhídrico), el ácido sulfúrico( baterías de los coches), el ácido acético ( vinagre), el ácido cítrico( naranjas, limones)

3. Bases: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos. Bases importantes son : el hipoclorito sódico (lejía), amoniaco, sosa, óxido de calcio ( cal), bicarbonato sódico

4. 2.-TEORÍA DE ARRHENIUS. ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+”. AH (en disolución acuosa)  A – + H + Ejemplos: HCl (en disolución acuosa)  Cl – + H + H 2 SO 4 (en disolución acuosa)  SO 4 2 – + 2 H + BASE: “Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–“. BOH (en disolución acuosa)  B+ + OH– Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH– Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica” , en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones .

5. Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base con formación de agua: H+ + OH–  H2O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH + HCl  H2O + NaCl (Na+ + Cl–) Las principales limitaciones de la teoría de Arrhenius son Sólo es aplicable a disoluciones acuosas El ión H+ no existe en disolución Existen bases como el amoniaco o el carbonato sódico que no tienen el ión OH-

6. 3.-TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. Publicaron en 1923 de forma aislada una teoría que considera el comportamiento de ácidos y bases , no de una forma aislada sino como algo interrelacionado ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H+”. BASE: “Sustancia que en disolución acepta H+”. Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+). Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

7. Ejemplo de disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l)  H3O+ (ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada). Ejemplo de disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH– En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ a la base NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado). Una reacción de neutralización es una reacción en al que hay una transferencia de protones entre el ácido y la base: HCl + NH3  Cl - + NH4 +

8. Esta teoría también se puede aplicar a especies químicas iónicas: CO3 2- + H2O  HCO3 - + OH - Se puede aplicar con disolventes no acuosos como el amoniaco HCLO + NH3  ClO - + NH4 + Existen sustancias que pueden comportarse como ácidos y bases, dependiendo de las sustancias con las que reaccionan . Estas sustancias reciben el nombre de anfóteras Inconveniente de la teoría: - Existen sustancias que se comportan comoácidas y no poseen hidrógenos que ceder

9. 4 .- TEORÍA DE LEWIS ÁCIDO: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”. BASE: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado Ejemplos: HCl (g) + H2O (l)  H3O+ (ac) + Cl– (ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+). NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ (ac) + OH– (ac) En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).

10. 5.- constante de disociación de ácidos y de bases De forma cualitativa , según la teoría de Arrhenius, un ácido o una base es fuerte cuando en disolución se encuentra totalmente disociado, mientras que es débil si el grado de disociación es pequeño De manera análoga, en la teoría de Brönsted, un ácido será fuerte cuando muestra una gran tendencia a ceder un protón, mientras que una base será fuerte si presenta una gran tendencia a aceptar un protón

11. En esta teoría el concepto de ácido (base) fuerte es un concepto relativo ya que depende de la sustancia con la que se enfrente. Por ello hay que tomar una sustancia de referencia que es normalmente el agua Cuanto más fuerte sea un ácido , tanto más débil es su base conjugada De una manera cuantitativa , la fuerza de un ácido ( base) puede expresarse mediante el valor de la constante de equilibrio HA + H2O ⇄ A– + H3O+

12. A Ka se le llama constante de disociación o constante de acidez. Según su valor hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si Ka > 100 : El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si Ka < 1: El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado . Son ácidos fuertes: el ácido perclórico (HClO4) , el HI , el HCl, el ácido nítrico (HNO3) y el ácido sulfúrico (H2SO4) Son bases fuertes los hidróxidos de metales alcalinos y alcalino-térreos, los hidruros (H-) y los amiduros (NH2-) 5.1 ácidos polipróticos Es importante no confundir la fuerza de un ácido con el número total de protones que puede ceder o aceptar cada una de sus moléculas

13. Los ácidos que solo puede ceder un protón se les llama monopróticos y si pueden ceder más de uno se le llama poliprótico Los ácidos polipróticos no ceden de una vez y con la misma facilidad todos los protones, sino que lo hacen de forma escalonada y cada vez con mayor dificultad H2CO3 + H2O ⇄ HCO3– + H3O+ HCO3– + H2O ⇄ CO32– + H3O+ Ka1 = 4,5x10–7 M Ka2 = 5,7x10–11 M

14. 6.- ionización del agua La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones: 2 H2O (l) ⇄ H3O+ (ac) + OH– (ac) Como [H2O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos: Kw = KC x [ H2O ]2 conocido como “ producto iónico del agua ” El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10 –14

15. . En el caso del agua pura: [ H3O +] = [ OH –] = (10 –14 )½ = 10 –7 Se denomina pH : para el caso de agua pura, como [ H 3 O + ]=10 –7 M , pH = –log 10 –7 = 7 Tipos de disoluciones · Ácidas: [H3O+] > 10–7  pH < 7 · Básicas: [H3O+] < 10–7  pH > 7 · Neutras: [H3O+] = 10–7  pH = 7 En todos los casos: Kw = [ H3O +] x [ OH –] Luego si [ H3O +] aumenta (disociación de un ácido), entonces [ OH –] debe disminuir y así el producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10 –14

16. Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH : Como Kw = [ H3O +] x [ OH –] = 10‑14 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14, para una temperatura de 25 ºC

17. pK Al igual que el pH se denomina pK a: pKa = –log Ka ; pKb = –log Kb Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base. Relación entre Ka y Kb conjugada. Equilibrio de disociación de un ácido : HA + H2O ⇄ A– + H3O+ Reacción de la base conjugada con el agua : A– + H2O ⇄ AH + OH– En la práctica, esta relación ( Ka x Kb = KW ) significa que si un ácido es fuerte su base conjugada es débil y si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.

18. 7.-Hidrólisis de sales Es la reacción de los iones de una sal con el agua . Así, las sales pueden producir que una disolución de las mismas sea ácida, básca o neutra. Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil Tipos de hidrólisis. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en : a) Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios: Na+ + 2 H2O  NaOH + H3O+ Cl– + H2O  HCl + OH– están muy desplazado hacia la izquierda, y por tanto, su reacción con el agua es insignificante.

19. El pH de la disoluciones de estas sales es neutro (pH=7) b) Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: Na + CH3–COO – Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base relativamente fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa: CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica). c ) Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH 4 Cl Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa: NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).

20. Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH 4 CN En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ión se hidrolice en mayor grado. Como Kb(CN–) = 2 x10–5 M y Ka(NH4+) = 5,6 x 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+)

21. 8.-DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS (TAMPÓN) Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas por: Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro: Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio. Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro: Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio. Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental (p.ej. reacciones bioquímicas)

22. Mecanismo de acción: Si al equilibrio le añado, p.ej., un ácido, se desplazará a la izquierda, disminuirá el cociente [A  ]/[HA] y el pH bajará. Pero si la cantidad añadida es pequeña comparada con las cantidades (grandes) que hay de A  y HA, el cociente cambiará muy poco y el pH apenas se modificará. P.ej.: * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3. * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de disolución que contiene 0.7 moles de acético y 0.6 moles de acetato sódico, el pH pasa de 4.688 a 4.686. HA (aq) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + A  (aq)

23. 9.-INDICADORES DE pH (ÁCIDO- BASE). Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: HIn + H2O ↔ In– + H3O+ forma ácida forma básica Uno de los indicadores más utilizados e la fenolftaelína cuya forma ácida es incolora y la forma básica rosa fucsia, y cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH. . Igualmente, para medir el pH de una disolución de manera aproximada en el laboratorio se utiliza habitualmente el papel de tornasol que da una tonalidad diferente según el pH, por contener una mezcla de distintos indicadores

24. Para facilidad en el cálculo y dado que el pH es una escala logarítmica en base 10, el cambio de color se considera apreciable cuando: [HIn] > 10 [In–] o [HIn] < 1/10 [In–] Aplicando logaritmos decimales y cambiando de signo: pH = pKa + log  In–  /  HIn  = pKa  1 8-10 Rosa Incoloro Fenolftaleína 6-8 Azul Rojo Tornasol 4-6 Amarillo Rojo Rojo de metilo 3-5 Rojo Azul Rojo Congo 0-2 Violeta Amarillo Violeta de metilo Zona de viraje (pH) Color forma básica Color forma ácida Indicador

25. 9.-VALORACIONES ÁCIDO-BASE Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización. La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(OH–) = n(H3O Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad: Normalidad = Molaridad x n (H u OH) Vácido x Nácido = Vbase x Nbase

26. Gráfica de valoración de vinagre con NaOH Zona de viraje fenolftaleína 20 40 60 V NaOH(ml) 12 10 8 6 4 2 pH

28. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H 2 SO 4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2  M de Al(OH) 3 ¿Cuál será la [H 2 SO 4 ]? n(Al(OH) 3 = V· M = 25 ml · 2  M = 50 mmoles 3 H 2 SO 4 + 2 Al(OH) 3  3SO 4 2– +2Al 3+ + 6 H 2 O 3 mol H 2 SO 4 2 mol Al(OH) 3 ————— = —————— n(H 2 SO 4 ) 50 mmoles n(H 2 SO 4 ) = 75 mmol n (H 2 SO 4 ) 75 mmol [H 2 SO 4 ] = ————— = ———— = 0,75 M V(H 2 SO 4 ) 100 ml

29. Ejercicio : Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 N para su neutralización. a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/ml? a) V ácido x N ácido = V base x N base 50,5 ml x 0,2 N N ácido = —————— = 1 N M ácido = 1 M 10,1 ml b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre: m(á. acético) = Molaridad x M x V = = 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g m soluto 60 g % = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 % m disolución 1060 g